exercice avec constante d'equilibre et un acide fort qui agit comme un acide faible

[abeillee]

Bonjour !

Je ne comprends pas un de mes exercice. Voici l'énoncée :

''Un autre étudiant décide lui aussi d’étudier une solution. Pour cela, il prépare une solution avec 50ml d’acide acrylique (CH2CH-COOH) à 2.10-3 mol.L-1 et rajoute 100ml de CH2CH-COO- à 1.10-3 mol.L-1. Le pH de la solution obtenu est de 4,2.''

''C : Si on prépare une solution aqueuse d’acide acrylique à 3.10-3 mol.L-1, on trouvera un pH=2,5.''

et voici la correction :

''C : VRAI. Pour cela, calculons Ka/[CH2CH-COOH]= 10-4,23/10-3 = 0,021 > 10-2. Ainsi notre acide agit comme un acide fort. Donc, pH = - log([CH2CH-COOH])= 2,5.''

Seulement, je n'ai pas vu dans mon cours, que lorsque le Ka d'un acide était supérieur a 10^-2 alors on pouvait considérer que c'est un acide fort. Est ce une donnée qu'il faut apprendre ou ca vient de quelque part ?
Tout ce que je sais, c'est que pour le calcul d'un pH d'un acide faible il faut que le pH soit plus petit que pka - 1
mais quand je fait le calcul du Ka a partir de cette relation je ne trouve pas Ka supérieur a 10^-2....


Merci beaucoup pour ceux qui m'éclaireront .
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[jeanne08]

ton corrigé ne me semble pas donner une bonne solution ... cela demande quand même une verification ...

d'après la première experience le pKa est 4.2
la réaction de AH sur l'eau est AH + H2O = H3O+ + A- qui forme autant de A- que de H3O+ et, lorsque la solution est diluée , l'acide AH est assez dissocié donc on ne peut pas considerer qu'il se forme peu de A- ... soit . Dans la solution il y a (H3O+) = (A-) = h et (AH) = c-h = 3e-3-h ( on ne fait pas l'approximation AH est quasi intact)
On met tout cela dans Ka et on resout une équation de degré 2 en gardant la racine positive et on trouve h = 4.7e-4 et pH = 3.3

[moco]

Moi je raisonne autrement. je reprends les données initiales. On prend 50ml d’acide acrylique (CH2CH-COOH) à 2.10-3 mol.L-1 ce qui contient un nombre de moles de n = cV = 2 10-3 · 0.05 = 10-4 mol
On rajoute 100ml de CH2CH-COO- à 1.10-3 mol.L-1, donc un nombre de moles de n = cV = 10-3 · 0.1 = 10-4 mol.
Au total on dispose de 2 10-4 mol. le tout dissous dans 100 + 50 mL = 150 mL
La concentration du mélange est de : c = n/V = 2 10-4 / 0.15 = 1.3 10-3
Le pH de la solution obtenu est de 4,2. Donc la concentration en H+ vaut : 10-4.2 = 6.3 10-5. C'est très peu

C'est un acide faible, car en dissolvant 0.0013 mol d'acide dans 1 litre, on ne provoque la formation que de 0.000063 mole de H+ et de ion acrylate !
Il reste 0.0013 - 0.000063 mole d'acide non dissocié, donc 0.001237 mole d'acide non dissocié.

Ceci dit, Jeanne a raison. Il est impossible d'obtenir un pH de 2,5 avec une solution 3·10-3 molaire. Le problème est faux à ce niveau !

[abeillee]

Merci, mais ca m'explique toujours pas pourquoi il agit comme un acide fort... je comprends bien que c'est un acide faible. j'avais utilisé la formule du pH pour un acide faible et c'est pour ca que je ne comprends pas.

Merci de votre temps consacré pour mon aide.

[A voir en vidéo sur Futura]

[moco]

Mais voyons ! L'acide acrylique n'est pas un acide fort !
Mais il est comme tous les acides faibles. Plus on les dilue, plus le taux de dissociation est important, donc plus ils tendent à se rapprocher du comportement des acides forts, qui, eux, sont dissociés à 100%.